EXERCICES – SÉRIE F Equilibres chimiques F.1. Lors d`une

EXERCICES – SÉRIE F
Equilibres chimiques
F.1. Lors d’une expérience de fabrication d’ammoniac menée à T = 2’980 K à partir
d’hydrogène et d’azote, on a trouvé dans le mélange réactionnel à l’équilibre
P(H2) = 0,050 atm, P(N2) = 0,080 atm et P(NH3) = 2,6 atm. Déterminer la valeur de
l’enthalpie libre molaire standard de formation de NH3 .
F.2. La réaction en phase gazeuse suivante est menée à haute température :
PCl5 (g)
!
PCl3 (g) + Cl2 (g) ΔHr
o = 87,9 kJ mol–1
Prédire l’effet sur l’équilibre de a) une augmentation de la température, b) un
accroissement de la pression totale, c) l’ajout de dichlore Cl2 , d) une augmentation de
la pression partielle de PCl5 . Justifier les réponses.
F.3. A 25°C, K = 7,13 pour la réaction 2 NO2 (g)
!
N2O4 (g) . A l’équilibre, la pression
partielle de NO2 dans le récipient contenant le mélange réactionnel est de 0,15 atm.
Quelle y est la pression partielle de N2O4 ?
F.4. La valeur de la constante d’équilibre pour la réaction de polymérisation en phase
aqueuse du formaldéhyde CH2O en glucose C6H12O6 est de K = 6 x 1022 .
6 CH2O (aq.)
!
C6H12O6 (aq.)
A l’équilibre, la concentration de glucose en solution est de 1,00 M. Quelle est celle du
formaldéhyde ? Données : γ (C6H12O6) = 1,14 ; γ (CH2O) = 1,08 .
F.5. La réaction d’oxydation de l’hydrazine N2H4 par l’eau oxygénée H2O2 est utilisée pour
la propulsion de fusées : 2 H2O2 (l) + N2H4 (l)
!
N2 (g) + 4 H2O (l).
On dispose pour la réaction à T = 25°C des données thermodynamiques suivantes :
ΔHr
o = – 817,2 kJ mol–1 ; ΔSr o
= + 147,37 J K–1 mol–1 . Exprimer littéralement le quotient
réactionnel Q de la réaction et calculer la valeur numérique de sa constante d'équilibre.
F.6. Dans un récipient, on fait réagir 1,00 mol d’un acide organique avec 1,00 mol d’un
alcool. La réaction produit un ester et de l’eau selon l’équation :
acide (l) + alcool (l)
!
ester (l) + H2O (l)
L’équilibre est atteint lorsqu’il s’est formé 0,600 mol d’ester.
a) En admettant que le mélange liquide se comporte comme un mélange idéal, calculer
la constante d’équilibre K de cette réaction.
b) On ajoute 1,00 mol d’ester au mélange liquide à l’équilibre. De quel côté l’équilibre
sera-t-il déplacé ? Quelle sera la composition du nouveau mélange à l’équilibre
(donnée par la fraction molaire de chacun des composants) ?
F.7. 46,0 g d’iode I2 et 1,00 g d’hydrogène H2 sont placés dans un récipient préalablement
évacué et réagissent à une température de T = 470°C pour former de l’iodure
d’hydrogène HI selon l’équation : H2 (g) + I2 (g)
!
2 HI (g).
Le mélange réactionnel contient à l’équilibre 1,9 g de I2 (g).
a) Combien de moles de chacun des gaz sont présentes dans le mélange à l’équilibre ?
b) Calculer la constante d’équilibre K de la réaction de formation de HI.

F.8. La solubilité de PbSO4 dans l’eau est de 0,038 g· l–1.
PbSO4 (s)
!
Pb2+ (aq) + SO4
2– (aq)
Calculer le produit de solubilité KS de PbSO4 .
F.9. Le produit de solubilité de Cu(OH)2 dans l’eau est KS = 10–19.
Cu(OH)2 (s)
!
Cu2+ (aq) + 2 OH– (aq)
Quelle est la concentration en Cu2+ d’une solution saturée d’hydroxyde de cuivre (II)
dans l’eau ?
F.10. Calculer la concentration en anions fluorures [F– ] dans une solution aqueuse saturée à
la fois en MgF2 et en SrF2 .
MgF2 (s)
!
Mg2+ (aq) + 2 F– (aq) KS = 6.5 x 10–9
SrF2 (s)
!
Sr2+ (aq) + 2 F– (aq) KS = 2.9 x 10–9
Réponses
F.1. Δ Gf
o = – 166,3 kJ· mol–1
F.2. a) ⇨ , b) ⇦ , c) ⇦ , d) ⇨
F.3. P(N2O4) = 0,16 atm
F.4. [CH2O] = 1,51 x 10–4 mol· l–1
F.5. , K = 10151
F.6. a) K = 2,25
b) x(acide) = x(alcool) 0,18 ; x(ester) = 0,49 ; x(eau) = 0,15
F.7. a) n(I2) = 0,0075 mol ; n(H2) = 0,3265 mol ; n(HI) = 0,3470 mol
b) K = 7 (formation d’une mole de HI)
F.8. Ks = 1,56 x 10–8
F.9. [Cu2+] = 2,9 x 10–7 mol· l–1
F.10. [F– ] = 2,66 x 10–3 mol· l–1
Q=P(N2)⋅{a(H2O)}4
P0⋅{a(H2O2)}2⋅{a(N2H4)}